5 Propiedades Periodicas

5/9/2018 5 Propiedades Periodicas - slidepdf.com

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1.3.- PROPIEDADES PERIODICAS DE

LOSELEMENTOS 1.31.- El sistema periódico

de los elementos



INTRODUCCION

El orden de los elementos en la tabla periódica está conectada con la estructura atómica

En 1869, el químico ruso Ivanovich Mendeleiev, se dio cuenta de la repetición de las propiedades cada ocho o dieciochoelementos.

Este fue el origen del concepto Periodicidad Química y de laTabla Periódica de Mendeleiev.

La tabla periódica fue uno de los descubrimientos más

importantes de la química en el siglo XIX



La tabla periódica actual considera como ordenador de

los elementos el número atómico Z.

La ley fundamental que rige la clasificación de loselementos dice: ― Las propiedades de los elementos son funciones de sus números atómicos‖

En la tabla se conserva la disposición de filas y columnas. Las filas, ordenaciones horizontales, son los periodos y las columnas, son los grupos o familias

Existen siete periodos y 18 grupos. Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número cuántico n más alto y los elementos de un mismo grupo coinciden, en líneas generales en su configuración

electrónica .



Grupos 1 y 2 Elemento de transición Grupos 13 a 18 Elementos de transición interna

Ns x (N -1)d x Ns 2 (N -1)d 10 Ns 2 p x (N -2)f x (N -1)d 0 Ns 2



En la figura es posible apreciarla exacta correlación

entre el llenado de subcapas y la tabla periódica



Clasificación de los elementos

Según sus propiedades estructurales y eléctricas:- METALES, constituyen aproximadamente el 75% de los

elementos- NO METALES, Ocupan el sector superior derecho de la tabla y

están constituidos por C, N, O, P, S, B, Si, As, Se , halógenos, gases nobles e hidrogeno.

Según sus configuraciones electrónicas:- Elementos representativos,- Gases nobles- Elementos de transición y transición interna,



ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

- Corresponden a elementos cuyas configuracionesexternas van desde ns1 a ns 2 np 5 excluyendo el 1s 2(helio).

- Los grupos de estos elementos se identifican con números romanos seguidos de la letra A, comprenden desde I A hasta VII A.

- Algunos grupos tienen nombres específicos como:

IA :alcalinos, IIA: alcalinotérreos, VII A: halógenos,etc.



GASES NOBLES: Sus configuraciones externas son1s 2 (He) y ns 2 np6 . También se les nombra como gasesinertes y se les identifica como grupo 0 u VIIIA

ELEMENTOS DE TRANSICION: Los últimoselectrones entran en orbítales d, con configuración

externa(n – 1)d 110 ns1 2

Se clasifican en grupos, que van del IB al VIIIB.

ELEMENTOS DE TRANSICION INTERNA: Los últimos electrones están en orbítales f, su configuración externa es:

(n – 2)014 (n – 1)d 010 ns 2

Se conocen dos series: los lantánidos y los actínidos





1.3.2.- Propiedades periódicas de loselementos

Las propiedades periódicas más elementales de

los átomos de las cuales derivan todas sus

características químicas son : Radio atómico efectivo

Radio iónico

Potencial de ionización

Afinidad electrónica

Electronegatividad



Radio atómico

Es la mitad de la distancia que

separa dos núcleos de un mismo elemento unidos por un enlace covalente puro simple

Disminuye a medida que se avanza en un mismo periodo, debido al aumento en las cargas positivas

del núcleo ya que los electrones no son capaces de ejercer pantalla para evitar la atracción nuclear.

Aumenta a medida que se avanza en un grupo debido al aumento del número atómico y al cambio de nivel.

Aumenta

Disminuye



incrementando el radio atómico

i n c r e

m e n t a n d o e l r a d i o a t ó m i c o



Radio iónico

Es el radio que se asigna a un ion suponiendo que estos se comportan como esferas rígidas. Se determinan a partir de las distancias ínter iónicas obtenidas por métodos experimentalesen los cristales iónicos.

Relación entre el radio atómico y radio iónico

Ion metálico radio atómico : 1,55 radio iónico: 0,68

+ 1e Ion no metálico

radio covalente : 0,72 radio ionico: 1,36

Li +1

F -1

- 1e



Comparación de radios atómicos con radios iónicos


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El catión siempre es más pequeño que el átomo a

partir del cual se formó. El anión siempre es más grande que el átomo a partir del cual se formó.



Resumiendo:

Si un átomo tiene capacidad para formar iones

r(+) < r(at.) < r (-)

Mientras más positivo es un catión su radio es

menor, dado que la carga del núcleo supera a la carga de los electrones, lo que aumenta la atracción del núcleo por los electrones restantes, tendiendo auna contracción.

Por el contrario, mientras más negativo sea un ion su tamaño tendera a ser mayor con respecto del

átomo neutro.



POTENCIAL DE IONIZACION (P.I.)

Llamada también energía de ionización, Se define como la energía mínima necesaria para extraer unelectrón de un átomo gaseoso transformándolo en unión gaseoso.

Aº(g) + energía A+1 + 1e-

A menor radio atómico mayor PI, debido a la proximidad del núcleo. Los gases nobles, presentan los mayores PI de ionización. Se mide en Kcal/mol, KJ/mol o en ev/mol(electrónvolt)

Periodo aumenta

Grupo disminuye



I 1 + X (g) X+(g) + e-

I 2 + X+(g) X2+

(g) + e-

I 3 + X2+(g) X3+

(g) + e-

I 1 primera energía de ionización

I 2 segunda energía de ionización

I 3 tercera energía de ionización

.4

I 1 < I 2 < I 3



ELECTRO AFINIDAD O AFINIDAD ELECTRONICA (E.A.)

Energía liberada cuando un átomo neutroque se encuentra en el estado gaseoso capta

un electrón para convertirse en un anión Aº(g) + e- A-1

Esta propiedad es menor en aquellos átomos de radio pequeño y gran fuerza nuclear



ELECTRONEGATIVIDAD (E.N.)

Número que indica el poder de atracción que ejerce el núcleo de un elemento por sus electrones.

Representa la ganancia de electrones.

Esta propiedad deriva de las anteriores, explica la polaridad que posee una molécula y el carácter iónico o covalente de los enlaces entre átomos.

En la tabla periódica el elemento mas electronegativo es el fluor y el menos electronegativo es el cesio.

Periodo aumenta Grupo disminuye



Electronegatividades en la tabla periodica



Tabla de electronegatividad de algunoselementos

H

2,1

Li Be B C N O F

1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 Na Mg Al Si P S Cl

0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0

K Ca Ge As Se Br

0,8 1,0 1,8 2,0 2,4 2,8

Rb Sr Sn Sb Te I

0,8 1,0 1,8 1,9 2,1 2,5

Cs Ba

0,7 0,9



Un elemento es electropositivo cuando presenta la tendencia a cederelectrones (metales) y es electronegativo cuando tiene la tendencia a captar electrones (no metales).

Son más electropositivos aquellos elementos que pierden menor número de electrones. Eje: Na > Mg > Al > S

Son más electronegativos aquellos que captan el menor número de

electrones. Eje: F > O > N > C

Dentro de un mismo grupo, por ejemplo en los halógenos, laelectronegatividad se presenta así:

F > CL > Br > I es decir decrece.

En el caso de los electropositivos, tomando el grupo de los alcalinos como ejemplo, se tiene:

Cs > Rb > K > Na > Li es decir aumenta.



Resumen de las propiedades periódicas



1.3.3.- Enlace químico

Cuando se acercan dos átomos mutuamente, seejercen varias fuerzas entre ellos.

Algunas de estas fuerzas tratan de mantener los átomos unidos, otras tienden a separarlos. en la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles , las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un

enlace. Así, se considera al enlace químico como la fuerza

que mantiene unidos a dos o más átomos dentro deuna molécula.



Los electrones de valencia son los últimos electrones de un orbital en un átomo, que son

los causantes de los enlaces químicos.

1A 1ns1

2A 2ns2

3A 3ns2np1

4A 4ns2np2

5A 5ns2np3 6A 6ns2np4

7A 7ns2np5

Grupo # de valenciae- configuración



REGLA DEL OCTETO (Lewis )

Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, esta configuración les proporciona granestabilidad.

El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente su electrón 3s Na0 → Na+ + 1e-

1s 2 2s 2 2p6 3s1 → 1s 2 2s 2 2p6 átomo de sodio ion de sodio

La estructura electrónica del ion sodio resultante es exactamenteigual a la del gas noble neón. este ion es una especie muy estable.



Otros elementos ganan electrones para llenar la

capa de valencia y alcanzar la configuraciónestable de 8 electrones. El cloro es un ejemplo:

Cl 0 + 1e- Cl -1

1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p 5 → 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p6

átomo de cloro ion cloruro



Estructura de Lewis para los elementos representativosy gases nobles



TIPOS DE ENLACES

Enlace iónico Este enlace se origina cuando se transfiere uno o

varios electrones de un átomo a otro.

Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza.

Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los

elementos de los grupos VI y VII A.



Ejemplo: Cuando el cloro y el sodio se

combinan para formar la sal común EN (Na)= 0,9 EN(Cl)= 3,0 DE = 2,1

El sodio (3s1 ) tiene un electrón de valencia y el

cloro(3s 2 3p 5 ) siete electrones de valencia.Tanto el cloro como el sodio adquieren la

configuración de gas noble ( regla del octeto)

El sodio queda positivo, por perder un electrón y el cloro queda negativo por ganarlo.



El enlace iónico del cloruro de sodio

El intercambio de electrones refleja la diferencia de tamaño entre los átomos y iones (izquierda). atraídos por fuerzas electrostáticas (derecha).

Los iones se organizan formando una red cristalina en

la que cada uno es fuertemente atraído hacia un grupode ‗vecinos próximos‘ de carga opuesta y, en menor

medida, hacia todos los demás iones de carga opuesta a través de todo el cristal.



Li + F Li

+

F-

Enlace iónico del fluoruro de litio

1s22s1 1s22s22p5 1s22s22p6

[He]

[Ne]

Li Li+ + e-

e- + F F -

F -Li+ + Li+ F -



Propiedades de los compuestos que presentan enlaces iónicos

- Son compuestos que se presentan solo enestado sólido

- Son solubles en agua- Tienen puntos de fusión y ebullición muy

altos- Fundidos o en solución conducen la

electricidad

- Forman redes cristalinas.



ENLACE COVALENTE

Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña.

El enlace covalente puede ser:

- Enlace covalente apolar

- Enlace covalente polar

- Enlace covalente coordinado



Enlace covalente apolar

Se establece entre átomos con igual electronegatividad.

Átomos del mismo elemento presentan este

tipo de enlace.

Es el enlace covalente perfecto como es el

caso de las moléculas de H 2 , Cl 2 , O 2 , etc.

H* + *H H**H H H



Enlace de la molecula de Cl 2

Si un átomo de Cl comparte un electrón con

otro átomo de Cl, ambos átomos obtienen la misma configuración estable de gas noble del argón (Ar).

Cl: 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p 5



Si cada átomo aporta un electrón al enlace,

como es el caso de los ejemplos anteriores cloro e hidrogeno, se habla de enlace covalente simple.

Hay también enlace covalente doble o triple, si los pares de electrones enlazantes son dos

o tres.

Ejemplo: :Ö: + :Ö: :Ö::Ö: O = O



Enlace covalente polar

Se establece entre átomos no metálicos con electronegatividades

próximas pero no iguales, los electrones se comparten desigualmente.

El término polar significa que hay separación de cargas. un lado del

enlace covalente es más negativo que el otro.

Esta atracción desigual produce un dipolo en la molécula.

Existe un dipolo cuando hay una separación cargas.

Para mostrar que hay un dipolo, se escribe la letra griega delta d, seguida por los signos más (+) o menos (-) para indicar cuál átomoes más positivo y cuál es más negativo.



Para ilustrar una molécula que tiene un enlace covalente polar, consideremos la

molécula de ácido clorhídrico

Cuando un átomo de H se una a un átomo de Cl, se produce un enlace covalente polar

simple:

En el HCl se comparten un electrón del átomo de H y un electrón del átomo de Cl, lo

cual da al H y al Cl la configuración estable de gas noble.

Sin embargo, puesto que la electronegatividad del Cl (E.N. = 3.0) es mayor que laelectronegatividad del H (E.N. = 2.1), el átomo de Cl atrae con mayor fuerza el par deelectrones compartidos que el átomo de H.

Esta atracción desigual produce un dipolo en la molécula. Existe un dipolo cuando hayuna separación cargas.

Para mostrar que hay un dipolo, se escribe la letra griega delta, d, seguida por los signos más (+) o menos (-) para indicar cuál átomo es más positivo y cuál es más negativo.

El l l l l t d d l dif i



H F FH

El enlace polar es un enlace covalente donde la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos no es muy grande (aproximadamente 1.7 o un poco mayor)

Alta electronegatividad

Mediana electronegatividad mucha e - mediana e -

d- +



Compuesta por dos átomos de H (E.N. = 2,1) cada uno con un electrón de valencia, y un átomo de O(E.N. =

3,5) con seis electrones de valencia.

El átomo central de oxígeno está enlazado a átomos de hidrógeno por medio de dos enlaces covalentes polares sencillos.

Enlace covalente polar del agua



Una molécula de agua tiene una geometría angular tetraédrica, con dos enlaces de los átomos de

hidrógeno con el átomo de oxígeno y dos pares deelectrones libres sobre el átomo de oxígeno central

El ángulo del enlace H-O-H es de 104.5°.



Para determinar siun enlace entre dos

elementos es covalente o iónico, Pauling establecióuna escala de

diferencia deelectronegatividad que permitió

delimitar los diferentes tipos deenlace

Diferencia de EN D E.N.

Tipo de enlace

0 0,8

0,9 1,8

1,8

Covalente puro o ApolarCovalente Polar

Iónico

Clasificación de los enlaces por electronegatividad



Covalente

comparte e -

Covalente Polar

Transferencia parcial de e -

Iónico

transferencia e -

- Electronegatividad +

Clasificación de los enlaces por electronegatividad

Diferencia Tipo de enlace 0 Covalente

2 Iónico

0 < y <2 Covalente Polar



Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3

H –

2.1 S –

2.5 2.5 –

2.1 = 0.4

N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0

Clasifique los siguientes enlaces eniónicos, covalentes polares y covalentes:



Enlace covalente coordinado o dativo

Se establece por compartición de electrones entre dos átomos pero un átomo aporta el par deelectrones compartidos.

ES frecuente simbolizarlo por una flecha queindica el sentido desde el dador hasta el receptor deelectrones.



Formación del ion amonio

El ión amonio se forma por la adición de un protón(H+) a la molécula de amoniaco NH 3

El nitrógeno tiene cinco electrones de valencia, en el amoniaco (NH3) y está unido a tres hidrógenos por enlaces covalentes simples, como le queda un par de electrones sin ocupar los aporta al protón (H+)

H H + H + + :N — H H N H

H H

H+ + NH3

NH4+



1. Dibujar la estructura del compuesto mostrando quéátomos están conectados con otros. Colocar elelemento menos electronegativo al centro.

2. Calcular el número total de electrones. Agregar 1

por cada carga negativa y eliminar 1 por cada cargapositiva.

3. Completar los octetos de electrones para todos los

elementos, excepto para el hidrógeno.4. Si la estructura tiene demasiados electrones, formar

enlaces dobles o triples en el átomo central.

Como escribir la estructura de Lewis

9.6



Paso 1 – El N va al centro,pues es menos electronegativo que el F

F N F

F

Paso 2 –

Contar los electrones de valencia N - 5 (2s

2

2p

3

) y F - 7(2s22p5)5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia

Paso 3 – Dibujemos enlaces simples entre los átomos de N y F y com-pletemos los octetos.

Paso 4 - Revise que el número de electrones en la estructura sea

igual al número de electrones de valencia

3 enlaces simples (3x2) + 10 pares de iones (10x2) = 26 electrones devalencia

Escriba la estructura de Lewis del NF 3

Excepciones a la regla el octeto



Excepciones a la regla el octeto

Octeto incompleto

H HBeBe – 2e-

2H – 2x1e-

4e-

BeH2

BF3

B – 3e-

3F –

3x7e-

24e-

F B F

F

3 enlaces simples (3x2) = 6

9 pares de iones (9x2) = 18Total = 24

Excepciones de la regla del octeto



Excepciones de la regla del octeto

Estructuras con electrones impares

N – 5e- O – 6e-

11e-

NO N O

El octeto expandido (un átomo central con un número cuántico n > 2)

SF6 S –

6e- 6F – 42e-

48e- S

F

F

F

F

F

F

6 enlaces simples (6x2) = 12

18 Pares de iones (18x2) = 36

Total = 48



Propiedades de los compuestos covalentes

La mayoría de los compuestos covalentes son líquidos o gases; algunos son sólidos blandos.

Comparados con la mayoría de los compuestos iónicos, tienen densidades, puntos de fusión y de ebullición menores. (son volátiles)

Son malos conductores del calor y la electricidad, cuando se disuelven en agua, la mayoría no formaniones.

Poco solubles en agua, lo son en solventes apolares



ENLACE METÁLICO

Unión de cationes organizados en redes cristalinas con un mar de electrones que se mueve librementeentre ellos.

Los átomos metálicos pierden los electrones de suúltima capa formando iones positivos, situándoselos electrones perdidos por todos ellos entre los

huecos dejados por ellos formando una especie de

nube o gas electrónico (fase condensada) queenvuelve a dichos iones evitando la separación delos mismos. (modelo del mar de electrones)



Características del enlace metálico

Forman macromoléculas de átomos organizados en redes

cristalinas

Conductores del calor y laelectricidad

Tienen altos puntos de fusión (Fuertes fuerzas de

unión)

‣Son dúctiles (formación de hilos) y maleables(formación de laminas)

‣ Altas densidades y solubles en ácidos fuertes



Un metal es diferente al : diamante (sólido enlazado covalentemente)

cloruro de sodio (un sólido iónico).

- Estos no conducen la electricidad y son

indeformables.- Si bien suelen ser muy duros, cualquier deformación resulta en la ruptura de todos los enlaces y quiebre del cristal.

El brillo de los metales se debe al movimiento del mar de electrones.



PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS

Sustancias

iónicas Sustancias

covalentes moleculares

Sustancias

covalentes atómicas

Sustancias

metálicas

Estructura Red cristalina de iones positivos y negativos

Moléculas Red cristalina de átomos

Red cristalina de iones positivos y electrones

Estado

natural Sólido

Líquido o

gaseoso Sólido Sólido

Punto de fusión

Elevado Bajo Muy elevado Elevado

Solubilidad

Solubles en agua Insolubles en agua y solubles en otros disolventes

Insolubles Insolubles en

agua

Conductivi dad

Conducen la corriente sólo fundidas o en disolución

No conductoras No conductoras Buenos conductores

Ejemplo Cloruro de sodio Amoníaco Diamante Cobre

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